Enlace químico: moléculas diatómicas

Transcripción

1 Química General e Inorgánica A Enlace químico: moléculas diatómicas Tema 5 Los electrones de valencia son los electrones del nivel exterior de un átomo. Los electrones de valencia son los electrones que participan en el enlace químico. Grupo Configuración electrónica Nº e - valencia 1A ns 1 1 2A ns 2 2 3A ns 2 np 1 3 4A ns 2 np 2 4 5A ns 2 np 3 5 6A ns 2 np 4 6 7A ns 2 np

2 Símbolos de puntos de Lewis 5.2 moléculas diatómicas homonucleares H 2, O 2, N 2 heteronucleares HCl, NaF Tipos de enlace Enlace covalente los electrones son compartidos por dos átomos X A -X B 2 donde: X = electronegatividad Enlace iónico hay una transferencia de electrones X A -X B >

3 Electronegatividad es la capacidad de un átomo para atraer hacia sí los electrones de un enlace químico Afinidad electrónica (medible), Cl es la más alta X - (g) X (g) + e - Electronegatividad (relativa), F es la más alta 5.4 Electronegatividad de los elementos comunes Aumento de electronegatividad Aumento de electronegatividad 5.5 3

4 Enlace covalente polar o enlace polar es un enlace covalente con mayor densidad electrónica alrededor de uno de los dos átomos. región pobre en electrones región rica en electrones pobre H F H F δ + δ - rica 5.6 Clasificación de enlaces por diferencia de electronegatividad X A -X B Tipo de enlace 0 covalente >2 iónico 0 < y < 2 covalente polar Aumento en la diferencia de electronegatividad covalente comparten e - covalente polar transferencia parcial de e - iónico transferencia de e

5 El enlace iónico Li + F Li + F - 1s 2 2s 1 1s 2 2s 2 2p 5 1s 2 1s 2 2s 2 2p 6 [He] [Ne] Li Li + + e - e - + F F - Li + + F - Li + F - LiF 5.8 CICLO DE BORN-HABER Ef Na (g) PI Na + (g) F (g) -1e - -AE + 1e - + F - (g) Ep NaF (g) D PI AE + Ep + D = 0 PI AE + Ep - Ef = 0 Ep = - N n+ n - q 1 q 2 r 5.9 5

6 Comparación de compuestos covalentes y iónicos 5.10 Un enlace covalente es un enlace en el que dos o más electrones son compartidos por dos átomos. Por qué dos átomos deben compartir electrones? F + F F F 7e - 7e - 8e - 8e - Estructura de Lewis del F 2 enlace covalente simple pares libres F F pares libres pares libres F F pares libres enlace covalente simple

7 Teoría del enlace valencia (TEV) - el enlace se forma por superposición de orbitales atómicos - los e - que forman un enlace son los e - de valencia - los orbitales son orbitales de valencia y poseen un e - cada uno con espines contrarios - la superposición de orbitales debe ser máxima para que el enlace sea más fuerte s + s enlace σ s + p enlace σ p + p (cab-cab) enlace σ p + p (lateral) enlace π - el enlace σ es más fuerte que el enlace π porque la superposición de orbitales atómicos es mayor 5.12 Ejemplos Li 2 O 2 Li [He] 2 s 1 O [He] 2s 2 2p x2 2p y1 2p 1 z s + s σ Li : Li Li Li p + p (cab-cab) σ p + p (lateral) π O O

8 Enlaces sigma (σ) y pi (π) Enlace simple Enlace doble Enlace triple 1 enlace sigma 1 enlace sigma y 1 enlace pi 1 enlace sigma y 2 enlaces pi Cuántos enlaces σ y π hay en la molécula de N 2? 5.14 El cambio de la entalpía requerido para romper un enlace particular en un mol de moléculas gaseosas es la energía de disociación del enlace (D). Energía D H 2 (g) H (g) + H (g) ΔH 0 = kj Cl 2 (g) HCl (g) Cl (g) + Cl (g) ΔH 0 = kj H (g) + Cl (g) ΔH 0 = kj O 2 (g) O (g) + O (g) ΔH 0 = kj O O N 2 (g) N (g) + N (g) ΔH 0 = kj N N Energías de disociación del enlace Enlace simple < Doble enlace < Triple enlace

9 Cambios en la energía potencial de dos átomos H Energía potencial Distancia de separación 5.16 Cambio en la densidad electrónica a medida que dos átomos de hidrógeno se acercan uno al otro

10 Longitud de enlace: distancia que separa a los núcleos Tipo de enlace C-C C=C C C C-N C=N C N Longitud de enlace (pm) Longitudes de enlace enlace triple < enlace doble < enlace simple 5.18 Cómo hace la teoría del enlace valencia (TEV) para explicar los enlaces en H 2 y F 2? H 2 Energía de disociación kj/mol Longitud de enlace 74 pm solapamiento 1s F kj/mol 142 pm 2p Teoría del enlace valencia: los enlaces se forman por apareamiento de e - por solapamiento de orbitales atómicos

11 Momento dipolar y carácter iónico parcial (CIP) Región pobre en carga electrónica H Región rica en carga electrónica F δ+ δ μ= δ. d μ es el momento dipolar [=] Debye (D) δ es la carga transferida [=] u.e.s. d es la longitud de enlace (LE) [=] Å 5.20 Comportamiento de moléculas polares

12 - moléculas homonucleares son no polares μ = 0 porque la distribución de la carga electrónica es simétrica - moléculas heteronucleares son polares μ 0 H F porque la distribución de la carga electrónica es asimétrica Enlace = % carácter iónico + % carácter covalente carácter iónico parcial (CIP) 5.22 Ejemplo: calcular el CIP para la molécula HCl H-Cl heteronuclear μ 0 polar datos experimentales: μ = 1.07 D y LE= 1.27 Å μ = δ. d 1D= 1 x ues.cm 1 Å = 1 x 10-8 cm δ = μ / d δ = 1.07 x ues.cm / 1.27 x 10-8 cm δ = x ues 4.8 x ues 100 % carácter iónico x ues x = 17.6 % CIP HCl es covalente

13 Cuanto más polar sea un enlace se cumple: mayor momento dipolar (μ) X A -X B α μ mayor porcentaje de carácter iónico mayor fortaleza del enlace 5.24 Resonancia H-Cl H + Cl - estructura covalente estructura iónica estructura contribuyente I estructura contribuyente II La resonancia consiste en combinar matemáticamente las funciones de onda de las estructuras contribuyentes para obtener una función de onda molecular que se denomina hibrido de resonancia El híbrido de resonancia es la verdadera estructura, de menor energía y por lo tanto la más estable La energía de resonancia es la diferencia de energía entre la estructura contribuyente de menor energía y el híbrido de resonancia. Indica cuánto más estable es el híbrido de resonancia con respecto a la estructura contribuyente de menor energía

14 Los experimentos muestran que O 2 es paramagnético O O e - apareados sustancia diamagnética: es repelida por un campo magnético porque tiene todos los e - apareados Teoría del Orbital Molecular (TOM): los enlaces se forman por la interacción de orbitales atómicos para formar orbitales moleculares 5.26 Postulados TOM - Los centros atómicos (núcleo + e - internos) generan un campo de energía potencial donde se mueven los e - de valencia - Los orbitales atómicos (OA) de valencia se combinan linealmente para formar orbitales moleculares (OM) que pertenecen a toda la molécula, es decir que son policéntricos (método CLOA) - El número de OM formado siempre es igual al número de orbitales atómicos combinados - En base a su energía los OM se clasifican en OM enlazantes, OM antienlazantes y OM no enlazantes. - El llenado de los OM procede de menor a mayor energía, cumpliendo el principio de exclusión de Pauli y la regla de Hund

15 Niveles de energía de orbitales moleculares enlazantes y antienlazantes en el hidrógeno (H 2 ). Un OM enlazante tiene menor energía y mayor estabilidad que los orbitales atómicos de los cuales proviene. Un OM antienlazante tiene mayor energía y menor estabilidad que los orbitales atómicos que lo originan Interferencia constructiva e interferencia destructiva de dos ondas de la misma longitud de onda y amplitud Onda 1 Onda 1 Onda 2 Onda 2 Suma de 1 y 2 Suma de 1 y

16 Combinación lineal de dos orbitales atómicos p equivalentes y los orbitales moleculares (OM) que se obtienen Molécula Interacción destructiva Orbital molecular sigma antienlazante (σ * ) Energía Átomo Átomo Interacción constructiva Orbital molecular sigma enlazante (σ) Molécula Interacción destructiva Orbital molecular pi antienlazante (π * ) Átomo Átomo Energía Interacción constructiva Orbital molecular pi enlazante (π) 5.30 Segundo período de moléculas diatómicas homonucleares Li 2, Be 2, B 2, C 2, y N 2 Molécula Energía Átomo Átomo

17 orden de enlace = 1 2 ( - ) número de e - en los OM enlazantes número de e - en los OM antienlazantes Energía orden de enlace ½ 1 ½ Tabla 10.5 Propiedades de moléculas diatómicas homonucleares de elementos del segundo periodo* Orden de enlace Longitud de enlace (pm) Energía de enlace kj/mol Propiedades magnéticas Diamagnética Paramagnética Diamagnética Diamagnética Paramagnética Diamagnética * Por simplificación se omiten los orbitales σ 1s y σ 1s- *. Estos dos orbitales tienen un total de cuatro electrones. Recuerde que para O 2 y F 2, σ 2p tienen menor energía que π 2pz y π 2pz

18 Configuración electrónica H 2 2 e - de valencia σ s 2 He 2 4 e - de valencia σ s2 σ s * 2 Electrones internos: 1 s 2 K 2 s 2 2 p 6 L Li 2 2 e - de valencia K K σ 2 s O 2 12 e - de valencia K K σ s2 σ s * 2 π x2 π y2 σ z2 π x * 1 π x *